化学反应速率和化学平衡PPT课件
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自由能变化的关系 3.7 化学平衡的移动 3.8 生物化学标准平衡常数
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前章讨论热力学的基本原理。通过热力 学可以预言在指定的条件下，化学反应发生 的可能性和限度，至于如何把可能性变为现 实却无能为力。
化学热力学只考虑体系的始态与未态， 既没有涉及时间因素，也没有考虑反应历 程，因此无法预言过程的速度。
（3）近年来微观反应动力学迅猛发展，利用现代 测量仪器如激光、分子束等技术研究反应分子从一 个能态转变为另一个能态时产物分子的速度。称为 态—态化学
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3.1 化学反应速率和机理
反应速率
快：如爆炸反应，中和反应。 慢：金属的锈蚀，食品的腐烂，
塑料的老化等。
目的：控制反应速率，按希望速率进行。
复杂反应：由两个或两个以上的基元反 应构成的反应称为复杂反应。
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例：复杂反应 H2 + I2 = 2HI ① I2 = 2 I (快) ② H2 + 2 I = 2HI (慢)
绝大多数都是复杂反应，不是基元反应。
反应机理：化学反应所经历的途径称为反应机理 或历程。由基于基元反应构成
定速步骤：
复杂反应的反应速度决定于最慢的一步，称
为复杂反应的定速步骤。
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上 一 页 下 两个理论
碰撞理论 过渡状态理论
3.2.1 碰撞理论（基本要点）
1. 分子必须经过碰撞才可能发生反应。
定义单位时间单位体积内反应物分子 之间的碰撞次数为碰撞频率，用z表示。
【例】 初始 t1 2秒后 t 2
N2 + 3H2 = 2NH3
1.0 3.0
0.0 mol·L-1
0.8 2.4
0.4 mol·L-1
v N 2 0 .8 2 1 .0 0 .1 m o lL 1s 1
vH 20.3m olL 1s1, vN H 30.2m olL 1s1
v v N 2 v H 2 v N H 3 0 .1 m o lL 1s 1 13 2
要完成如此复杂有任务，使得化学动力学的建立 和发展远迟于化学热力。
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化学动力学的发 展 经历程了三个阶段
（1）19世纪中叶主要是研究浓度、温度等对化 学反应速度，通过大量的实验数据来建立宏观动力 学的经验规律。
（2）20世纪初在研究基元反应的基础上建立化 学反应的速度理论并研究化学反应的机理。
因此化学反应的可能性和化学反应的速度是两 回完全一同的事情。
对具体的化学过程，只有将两者同时考虑才 能有较全面的了解。
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化学动力学的研究范围
研究反应的现实性，速度与平衡问题： （1）研究化学反应过程中影响速度的内因和外因 （2）揭示化学反应的机理
通过研究化学反应过程中，反应物的浓度随时间 变化的规律，并由此推测化学反应的机理。
作业： 2、4、5、7、9、10 12、14、15、17、19、20
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整体概述
概述一
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相关文本内容
概述二
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概述三
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3.1 化学反应速率 3.2 反应速率理论简介 3.3 温度对反应速率的影响 3.4 催化剂 3.5 可逆反应与化学平衡 3.6 标准平衡常数与标准摩尔
对反应：a A + dD = gG + h H，其速率为：
v1dC c1dD c1dAc1dBc cdtddt adtbdt
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二、 反应机理
基元反应：反应物分子一步作用直接转化 成产物的反应。
简单反应：由一个基元反应构成的反应。 例： N2O4 = 2NO2
是简单反应，也是基元反应。
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平均反应速率的表示
若反应从t1到t2，反应物（或产物）从C1到 C2，则此段时间内的平均反应速度为：
vB cB t
反应速度通常规定为正值，如果用反应 物浓度随时间的变化情况来表示速度，则表 示表达式前取负，对生成物则取正。
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对一般的化学反应：
a A + dD = gG + h H
vvA vD vG vH adgh
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2. 瞬时速率
时间间隔Δt 趋于无限小(Δt →0)时的
平均速率的极限。
vB△t→lim 0 ctB
dcB dt
瞬时速率的物理意义：t时刻处，C-t曲线的导数值
本章讨论化学动力学的基本原理，即论 反应速率与平衡问题。
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对以下两个反应 H2+O2=H2O (1) ΔrGm0=-228.6 kJ.mol-1 N2O4 = 2NO2 (2) ΔrGm0=-5.4kJ.mol-1 从热力学考虑（1）进行趋势远大于（2）。 但实际上，（1）的速度极慢，而反应（2）的 速度快得几乎无法测量。
碰撞频率z的数值越大速率越高。
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2. 活化分子间的碰撞才可能发生反应 活化分子：能量高于某个定值的分子。
定义活化分子的数目占分子总数的百分率 为活化分子分数，用f表示。
能发生反应的碰撞称为有效碰撞，活化分 子之间的碰撞是有效碰撞。
活化分子分数越大，速率越高。
根 据 分 子 运 动 论 可 以 推 出 : f eEa RT
本章内容: 1. 了解反应速率理论。 2. 掌握浓度、温度、催化剂等对反应
速率的影响。
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一、化学反应速度的表示方法
1、平均速率
化学反应开始后，随着反应的进行，反应
物浓度不断降低，产物浓度不断增加
反应物
产物
通常用单位时间内生成物浓度的增加或反
应物浓度的减少来表示该反应的平均速度。
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活化能：活化分子具有的最低能量与 分子的平均能量之差， 称为该反应的活化 能,符号Ea。 量纲：kJ·mol-1
相同条件下，Ea越大，活化分子百分数 （f） 越小，反应越慢。反之，Ea越小， f 越大，反应越快。
Ea的大小与反应本性(物质的分子结构、 化学键)有关。碰撞理论中，Ea只能由实验 来确定。
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前章讨论热力学的基本原理。通过热力 学可以预言在指定的条件下，化学反应发生 的可能性和限度，至于如何把可能性变为现 实却无能为力。
化学热力学只考虑体系的始态与未态， 既没有涉及时间因素，也没有考虑反应历 程，因此无法预言过程的速度。
（3）近年来微观反应动力学迅猛发展，利用现代 测量仪器如激光、分子束等技术研究反应分子从一 个能态转变为另一个能态时产物分子的速度。称为 态—态化学
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3.1 化学反应速率和机理
反应速率
快：如爆炸反应，中和反应。 慢：金属的锈蚀，食品的腐烂，
塑料的老化等。
目的：控制反应速率，按希望速率进行。
复杂反应：由两个或两个以上的基元反 应构成的反应称为复杂反应。
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例：复杂反应 H2 + I2 = 2HI ① I2 = 2 I (快) ② H2 + 2 I = 2HI (慢)
绝大多数都是复杂反应，不是基元反应。
反应机理：化学反应所经历的途径称为反应机理 或历程。由基于基元反应构成
定速步骤：
复杂反应的反应速度决定于最慢的一步，称
为复杂反应的定速步骤。
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碰撞理论 过渡状态理论
3.2.1 碰撞理论（基本要点）
1. 分子必须经过碰撞才可能发生反应。
定义单位时间单位体积内反应物分子 之间的碰撞次数为碰撞频率，用z表示。
【例】 初始 t1 2秒后 t 2
N2 + 3H2 = 2NH3
1.0 3.0
0.0 mol·L-1
0.8 2.4
0.4 mol·L-1
v N 2 0 .8 2 1 .0 0 .1 m o lL 1s 1
vH 20.3m olL 1s1, vN H 30.2m olL 1s1
v v N 2 v H 2 v N H 3 0 .1 m o lL 1s 1 13 2
要完成如此复杂有任务，使得化学动力学的建立 和发展远迟于化学热力。
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化学动力学的发 展 经历程了三个阶段
（1）19世纪中叶主要是研究浓度、温度等对化 学反应速度，通过大量的实验数据来建立宏观动力 学的经验规律。
（2）20世纪初在研究基元反应的基础上建立化 学反应的速度理论并研究化学反应的机理。
因此化学反应的可能性和化学反应的速度是两 回完全一同的事情。
对具体的化学过程，只有将两者同时考虑才 能有较全面的了解。
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化学动力学的研究范围
研究反应的现实性，速度与平衡问题： （1）研究化学反应过程中影响速度的内因和外因 （2）揭示化学反应的机理
通过研究化学反应过程中，反应物的浓度随时间 变化的规律，并由此推测化学反应的机理。
作业： 2、4、5、7、9、10 12、14、15、17、19、20
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3.1 化学反应速率 3.2 反应速率理论简介 3.3 温度对反应速率的影响 3.4 催化剂 3.5 可逆反应与化学平衡 3.6 标准平衡常数与标准摩尔
对反应：a A + dD = gG + h H，其速率为：
v1dC c1dD c1dAc1dBc cdtddt adtbdt
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二、 反应机理
基元反应：反应物分子一步作用直接转化 成产物的反应。
简单反应：由一个基元反应构成的反应。 例： N2O4 = 2NO2
是简单反应，也是基元反应。
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平均反应速率的表示
若反应从t1到t2，反应物（或产物）从C1到 C2，则此段时间内的平均反应速度为：
vB cB t
反应速度通常规定为正值，如果用反应 物浓度随时间的变化情况来表示速度，则表 示表达式前取负，对生成物则取正。
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对一般的化学反应：
a A + dD = gG + h H
vvA vD vG vH adgh
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2. 瞬时速率
时间间隔Δt 趋于无限小(Δt →0)时的
平均速率的极限。
vB△t→lim 0 ctB
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本章讨论化学动力学的基本原理，即论 反应速率与平衡问题。
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对以下两个反应 H2+O2=H2O (1) ΔrGm0=-228.6 kJ.mol-1 N2O4 = 2NO2 (2) ΔrGm0=-5.4kJ.mol-1 从热力学考虑（1）进行趋势远大于（2）。 但实际上，（1）的速度极慢，而反应（2）的 速度快得几乎无法测量。
碰撞频率z的数值越大速率越高。
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2. 活化分子间的碰撞才可能发生反应 活化分子：能量高于某个定值的分子。
定义活化分子的数目占分子总数的百分率 为活化分子分数，用f表示。
能发生反应的碰撞称为有效碰撞，活化分 子之间的碰撞是有效碰撞。
活化分子分数越大，速率越高。
根 据 分 子 运 动 论 可 以 推 出 : f eEa RT
本章内容: 1. 了解反应速率理论。 2. 掌握浓度、温度、催化剂等对反应
速率的影响。
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一、化学反应速度的表示方法
1、平均速率
化学反应开始后，随着反应的进行，反应
物浓度不断降低，产物浓度不断增加
反应物
产物
通常用单位时间内生成物浓度的增加或反
应物浓度的减少来表示该反应的平均速度。
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活化能：活化分子具有的最低能量与 分子的平均能量之差， 称为该反应的活化 能,符号Ea。 量纲：kJ·mol-1
相同条件下，Ea越大，活化分子百分数 （f） 越小，反应越慢。反之，Ea越小， f 越大，反应越快。
Ea的大小与反应本性(物质的分子结构、 化学键)有关。碰撞理论中，Ea只能由实验 来确定。